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FASE
fase 2fase 1
fase 3
FASE: porzione di materia
chimicamente e fisicamente
omogenea delimitata da superfici
di separazione ben definite
3
Classificazione della materia
MATERIA
Sistemi fisicamente eterogenei(proprietà diverse –insieme di più fasi)
elementi
Sistemi chimicamente eterogenei (più specie
chimiche)
Sistemi fisicamente omogenei(proprietà identiche in ogni punto-
fasi singole)
Sistemi chimicamente omogenei (1 sola specie
chimica)
composti
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ElementiSono formati da atomi dello stesso tipo. Tutti gli elementi sono classificati nella Tavola o Tabella Periodica dove sono indicati sia il nome che il simbolo Chimico. 90 elementi in natura (gli altri sono artificiali). Crosta terrestre 13elementi.
CompostiSono costituiti da atomi di tipo diverso ed hanno composizione fissa (es. H2O, H: 11,9% O: 88,81%)Proprietà dipendono:�Natura elementi (NaCl, KCl)�Modo in cui gli atomi sono legati (CH3CH2OH, CH3OCH3)
Classificazione della materia
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Oltre il 98% della massa della crosta terrestre è costituita dai
seguenti 13 elementi
• Ossigeno (O) 46.1
• Silicio (Si) 25.7
• Alluminio (Al) 7.51
• Ferro (Fe) 4.70
• Calcio (Ca) 3.99
• Sodio (Na) 2.64
• Potassio (K) 2.40
• Magnesio (Mg) 1.94
• Cloro (Cl) 1.88
• Idrogeno (H) 0.88
• Titanio (Ti) 0.580
• Fosforo (P) 0.120
• Carbonio (C) 0.087
% in massa
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�La materia è costituita da atomi indivisibili e indistruttibili�Tutti gli atomi di uno stesso elemento hanno la stessa massa e le stesse proprietà chimiche�Atomi di elementi diversi hanno masse diverse e proprietà chimiche diverse�Gli atomi di elementi diversi si combinano fra loro in rapporti di numeri interi e generalmente piccoli dando origine a composti
TEORIA ATOMICA di DALTON (1808)
La MATERIA è costituita da particelle estremamente piccole: gli ATOMI
Fine 800-inizio 900 demolizione della teoria atomica di Dalton
Atomos = indivisibile
Le origini della teoria atomicaDemocrito (468-370 a.c.)Epicuro (341-270 a.c.)Lucrezio (96-11 a.c.)
7
Modello planetario con un nucleo contenente i protoni e gli elettroni che ruotano intorno al nucleo come i pianeti intorno al sole (nuvola elettronica). Ipotizzata esistenza dei neutroni.
Modello atomico di Rutherford
++
+-
-
-
Nucleo contenente particelle cariche positivamente (protoni) ed altre particelle (neutroni)
Elettroni, che ruotano intorno al nucleo
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ATOMO: particella neutra a forma sferica con al centro un piccolissimo nucleo positivo.
Atomo
ra≈ 10-8 cm
elettroni
(e-)nucleo
(rnucl≈ 10-12-10-13 cm)
protoni(p+)
neutroni(n)
Struttura atomica: le particelle fondamentali
I nucleoni sono le particelle che costituiscono il
nucleo atomico e quindi comprendono sia i
protoni che i neutroni. Essi sono tenuti insieme da
forze di scambio che non sono né di natura
elettrostatica, né gravitazionale, ma che sarebbero
generate da uno scambio continuo tra i nucleoni
di mesoni ππππ (chiamai anche pioni) di tipo diverso.
Questi ultimi sono particelle con massa 264-273
volte quella dell’elettrone
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1 nm (nanometro) = 10–9 m1 Å (Ångstrom) = 10–10 m1 pm (picometro) = 10–12 m
Struttura atomica – Le dimensioni degli atomi
Se il nucleo dell’atomo di idrogeno avesse le dimensioni di una palla da tennis, l’elettrone si troverebbe ad una distanza di circa 2000 m.
10
Esempio: Rame (Cu), Ferro (Fe), ...
Raggio nucleare
Valore sperimentale: rnucl ≈ 10-4 Å
rat/rnucl ≈ 10000 (in alcuni casi anche
100000)
≈ 1 cm
Struttura atomica – Le dimensioni degli atomi
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Immagine ottenuta con un microscopio a scansione a effetto tunnel (STM) di un singolo atomo di Xenon depositato su una superficie di Nickel(110)
La data celebrativa del nuovo millennio è stata ottenuta posizionando 47 molecole di ossido di carbonio, CO, su una superficie di rame, mediante tecniche di microscopie a sonda
Gli atomi e le molecole esistono davvero!
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Particella Massa Carica
simbolo SI (g) atomica SI (C) atomica
e- 9.109·10-28 5.486 ·10-4 -1.602·10-19 -1
p+ 1.673·10-24 1.0073 +1.602·10-19 +1 n 1.675·10-24 1.0087 0 0
unità di massa atomica: 1.6606 · 10-24 gunità di carica atomica: 1.602·10-19 C
massa elettrone 1836 volte < massa protone
Nel NUCLEONUCLEO è concentrata la MASSAMASSA dell’atomo
Struttura atomica: le particelle fondamentali
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Atomi con uguale numero atomico Z hanno uguali proprietà
chimiche, sono classificati come atomi dello stesso elemento e
identificati dallo stesso simbolo chimico.
Carica nucleare (+ Z)
La struttura dell’atomo
Numero di massa (A) = numero protoni + numero neutroni=numero nucleoni.
A - Z = numero dei neutroni
Numero atomico (Z) = numero di protoni (corrisponde anche al numero di elettroni essendo gli atomi neutri).
14
XA
Z
NuclideUna specie atomica caratterizzata da una ben determinata composizione del nucleo.
Per scrivere un nuclide occorre:simbolo elemento (X)
Z (in basso a sinistra)A (in alto a sinistra)
La struttura del nucleo atomico: nuclidi e isotopi
N Z = 7 A = 14 A-Z = 7 7 p+, 7 e-, 7 n; carica nucleare: +7
14
7
Esempio: nuclide elemento azoto
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Isotopi
Nuclidi di uno stesso elemento (isos topos = stesso posto), quindi con uguale numero atomico Z ma diverso numero di massa A e quindi diverso numero di neutroni.
C14
C12
C13
C6
Isobari
Nuclidi di elementi diversi, quindi con diverso numero atomico Z ma con uguale numero di massa A (isos baros = stesso peso).
Fe54
26 Cr54
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La struttura del nucleo atomico: nuclidi e isotopi
O18
O16
O17
O8
16
�Tutti gli isotopi di un elemento hanno lo stesso nome. Fa eccezione l’idrogeno:
L’idrogeno naturale contiene il 99.985% di H, lo 0.015% di D ed una percentuale pressoché inapprezzabile di T.
�Le proprietà chimiche e chimico-fisiche dipendono solo dal numero di elettroni (e quindi da Z) e conseguentemente diversi isotopi di uno stesso elemento hanno uguali proprietà chimiche e chimico-fisiche. Fanno eccezione gli isotopi degli elementi leggeri, in particolare dell’idrogeno:
H2O p.f. 0.00°C p.e. 100.00°C ad 1 atm D2O p.f. 3.82°C p.e. 101.42°C ad 1 atm
�Esistono elementi come F, Al e P che hanno un solo isotopo
La struttura del nucleo atomico: nuclidi e isotopi
idrogenoHH ==11 deuterioDH ==
21 trizioTH ==
31
17
Gli elementi in natura sono costituiti da miscele di isotopi concomposizione costante.
Ne (9.22%)22
10
Ne (0.27%)21
10
Ne (90.51%)20
10
Spettro di
massa del
Neon
La struttura del nucleo atomico: nuclidi e isotopi
Quando si indica un elemento con il solo simbolo (Ne) ci si riferisce alla sua miscela isotopica naturale.
Nuclidi conosciuti ad oggi ≈ 2200
Nuclidi stabili (naturali) ≈ 270
Stabilità
Numero PROTONI (Z)
Numero NEUTRONI (A-Z)
Processo di decadimento radioattivo è un processo di trasformazione di un nuclide in un altro nuclide (stabile o meno) con emissione di PARTICELLE e a volte di radiazione
elettromagnetica. Legami chimici, stato di aggregazione, P, T, campi elettrici e campi magnetici NON
influenzano i processi di decadimento radioattivo.
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In particolari condizioni e senza alterare la composizione del nucleo, un atomo può perdere o acquistare elettroni, diventando così una specie elettricamente carica detta ione.
Un atomo che perde uno o più elettroni diventa carico positivamente, ovvero uno ione positivo (catione).
Un atomo che acquista uno o più elettroni diventa carico negativamente, ovvero uno ione negativo (anione).
Simbologia: simbolo dell’elemento, carica ionica (numero di cariche + o –) in alto a destra.
ESEMPI: Na+ Al3+ O2– Cl–
IONI
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Le masse atomiche assolute degli atomi si possono determinare sperimentalmente con la spettrometria di massa. I valori sono molto piccoli: H 1.66 x 10-24 g
Fe 9.30 x 10-23 g
Unità di Massa Atomica (u.m.a.)
1 u.m.a. = 1/12 della massa assoluta di 12C = 1/12 1.9926·10-23 g
= 1.6606·10-24 g
1961 definita scala unificata delle masse atomiche
Con questa unità di misura sono state tabulate le masse atomiche
relative (Mr).
Massa atomica
massa atomica assoluta (g) dell’isotopomassa (g) corrispondente all’unità di massa atomicaMr =
20
1.9926·10-23 g
Mr23Na =
38.163·10-24 g
1.6606·10-24 g= 22.9898
1.6606·10-24 gMr12C = = 12.0000
Elementi in natura miscele di diversi isotopi
Massa atomica media relativa di un elemento Quale massa riportiamo nella tavola periodica???? La media pesata delle masse atomiche relative degli isotopi costitutivi (peso atomico).
C (98.89%) M = 12.000012
6 C (1.11%) M = 13.00335136
12.0000 x 98.89 + 13.00335 x 1.11MC = = 12.01
100
Massa atomica (peso atomico)
100p M
M i iiE
∑=
ME = massa atomica media dell’elementoMi = massa atomica dell’isotopo i-esimo;pi = abbondanza relativa dell’isotopo i–esimo (%)
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I pesi atomici degli elementi sono tabulati nella tavola
periodica degli elementi
Numero atomico
Simbolo
Peso atomico
Metallo
Semimetallo
Non metallo
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Le specie chimiche si rappresentano sinteticamente con delle notazioni dette formule chimiche.
Le formule chimiche indicano quali elementi sono presenti in unadata specie chimica (o quale elemento, nel caso di una specie elementare) e in quali rapporti essi si trovano.
ESEMPI: H2O S8 C2H6O CaSO4
L’informazione qualitativa è contenuta nei simboli degli elementi costituenti la specie chimica, mentre l’informazione quantitativa èdata dagli indici numerici che indicano i rapporti di combinazione.
Quando l’indice è 1, per semplicità si omette.
FORMULE CHIMICHE
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Alcol etilico
(C2H6O)
Le molecole sono aggregati poliatomici, vengono rappresentate da una formula chimica che fornisce una descrizione della composizione in maniera qualitativa e quantitativa
�
massa molecolare
�
somma delle masse atomiche degli atomi presenti in una sua molecola
MC2H6O = 2 MC + 6 MH + MO = 2 · 12.011 + 6 · 1.0079 + 15.999 =
= 46.068
Massa molecolare (peso molecolare)
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Le reazioni chimiche osservabili sperimentalmente coinvolgono unnumero enorme di atomi, molecole o ioni. È conveniente definire una nuova grandezza che rappresenta un numero grande e fisso di particelle e comparabile alle quantitàutilizzate in un esperimento reale.
Mole (simbolo mol)
Quantità di sostanza che contiene tante entità elementari (atomi, ioni, molecole, ecc.) quanti sono gli atomi contenuti in 12 g esatti di 12C, il cui valore corrisponde ad NA
Numero di Avogadro
NA = 6.022·1023 entità/mol
Mole
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n° atomi 12C in 1 mole =12.0000 g
massa di 1 atomo 12C=
12,0000 g
12 · 1,6606 10-24 g
n° atomi 12C in 1 mole = 6,022 1023
Mole
Massa molare di una sostanza
La massa di una mole di atomi o di molecole si dice massa molare ed è espressa in g/mol
Come conseguenza della definizione di mole, la massa molare
è numericamente uguale alla massa atomica (per gli elementi)
o alla massa molecolare (per i composti).
1 mole Fe contiene un numero NA di atomi di Fe1 mole di H2O contiene un numero NA di molecole di H2O
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Verifica. Calcolo massa molare di H2O (MH2O):
MH2O = n° molecole H2O in 1mole · massa di una molecola H2O =
MH2O =6.022 1023 mol-1 · 1.660610-24 g · 18.02 = 18.02 g mol-1
Analogamente per gli elementi, essendo MCa = 40.08, 1 mole di Ca (NA atomi) pesa 40.08 g
numericamente uguale alla massa molecolare (18.02)
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CALCOLO DEL NUMERO DI MOLI
Il numero di moli contenuto nella massa (in g) di una certa quantità di sostanza è dato da:
Il numero di particelle elementari contenute nella quantità di una certa sostanza sarà pari a:
n (mol) =m (g)
M (g mol-1)
numero particelle = n (mol) · NA (mol–1)
ESEMPIO: Quante moli e quanti atomi sono contenuti in 100.0 g di sodio?
La massa molare del sodio, numericamente pari al suo peso atomico, è 22.990 g mol–1
n (mol) = 100.0 g /22.990 g mol–1 = 4.350 molnumero di atomi di sodio = 4.350 mol · 6.02213 · 1023 mol-1 = 2.620 · 1024
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Per vedere questa immagineoccorre QuickTime™ e un
decompressore Animation.
Stessa massa
Diverso numero
di moli
Diversa massa
Uguale numero
di moli
Massa molare (di un elemento o di un composto)
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Per vedere questa immagineoccorre QuickTime™ e un
decompressore Animation.
n = 1 mole
46 g di alcol etilico
18 g di acqua180 g di glucosio
342 g di saccarosio
Massa molare (di un elemento o di un composto)